1/3 ANNEEUNIVERSITAIRE2008/2009
EXAMENSDEJANVIER CYCLEPREPARATOIRE
PARCOURS : CPI UE : CPI101
Epreuve : Chimie générale
Date : 08 janvier 2009 Heure : 14h00 Durée : 1h30
Documents non autorisés
Epreuve de M : C. Crespos et F. Castet
Exercice 1 : Spectroscopie
1) Un atome d’hydrogène dans l’état fondamental absorbe un photon de longueur d’onde λ1 = 97,28 nm, puis émet un photon de longueur d’onde λ2 = 1879 nm. Sur quel niveau l’électron se trouve-t-il après cette émission ?
2) Si l’électron de l’hydrogène est excité au niveau n = 3, combien de raies différentes peuvent-elles être émises lors de son retour au niveau fondamental ? Classer les transitions correspondantes par fréquence décroissante des photons émis.
Exercice 2 : Atomistique et classification périodique
1) Les énergies de première ionisation et de deuxième ionisation du néon, du sodium et du magnésium sont données ci-dessous (en kJ.mol–1) :
Ne Na Mg
1ère ionisation 2081 496 738
2ème ionisation 3952 4562 1451
On remarque que le sodium a la plus faible énergie de première ionisation et la plus forte énergie de deuxième ionisation. Comment cela peut-il s’expliquer, pour trois éléments qui se suivent dans la classification périodique ?
2) Dans la série suivante, classer les éléments par ordre croissant de rayon atomique, en justifiant votre réponse.
Cs, F, K, N, Li
2/3
Exercice 3 : Structure électronique des molécules
1) On considère la molécule ClF3 (Cl est l’atome central).
a) Donner la structure électronique de valence des atomes de chlore et de fluor.
b) Etablir la structure de Lewis de la molécule ClF3.
c) Donner la structure de l’environnement électronique de l’atome de chlore dans la nomenclature VSEPR.
d) Donner la figure de répulsion de la molécule ClF3.
e) Donner la géométrie de la molécule, en justifiant si nécessaire la position du (des) doublet(s) non liant(s) sur l’atome central.
f) Donner l’état d’hybridation de l’atome de chlore.
2) On considère les molécules AH3, où A = N, P, As, Sb. Les angles de liaison HAH sont donnés ci-dessous (en degrés) pour chacune des molécules :
NH3 PH3 AsH3 SbH3
107,3 93,3 91,8 91,3
Commengt peut-on expliquer l’évolution de l’angle de liaison dans cette série ?
Exercice 4 : Structure électronique des molécules
1) On considère la molécule de méthanimine : H2C NH
a) Quelle est l’hybridation des atomes de carbone et d’azote dans cette molécule ? b) Représenter schématiquement les orbitales atomiques hybrides et les orbitales non hybridées. Distinguer sur le schéma les liaisons de type σ et de type π.
2) Le moment dipolaire du chlorobenzène est égal à µA = 1,69 D. Celui du nitrobenzène est égal à µB = 4,22 D. En supposant que tous les angles de valence sont de 120º, calculer le moment dipolaire résultant de la molécule d'ortho-chloronitrobenzène.
Cl NO2 NO2
Cl
Chlorobenzene Nitrobenzene ortho-chloronitrobenzène
3/3
Exercice 5 : Forces intermoléculaires
1) Expliquer brièvement la nature des interactions de Keesom, Debye et London.
2) Les deux isomères cis et trans du dichloro-1,2-ethylène ont pour point d’ébullition 47,7°C et 60,3°C. Attribuer à chacun son point d’ébullition, en justifiant votre réponse.
Cl
Cl
H H
Cl
H
Cl H
trans-dichloro-1,2-ethylène cis-dichloro-1,2-ethylène
Exercice 6 : Etat gazeux
On dispose d'un mélange gazeux de trioxyde de soufre SO3, de dioxyde de soufre SO2 et de dioxygène O2, provenant de la décomposition thermique de SO3 dans un ballon de volume V constant, sous une pression initiale P0, à la température initiale T0 pour laquelle on suppose que SO3 n'est pas dissocié.
€
SO3→SO2+1 2O2
Soit n0 le nombre de mole initial de SO3. A l'équilibre à une température T, les nombres de mole de chaque espèce sont :
€
nSO
3 =n0−x
€
nSO
2 =x
€
nO
2 =x 2
1) Exprimer les pressions partielles et la pression totale en fonction des grandeurs mesurables et de x.
2) Montrer que le taux de dissociation
€
x n0 peut s'exprimer en fonction de la pression totale et de la température.
Données
Charge de l’électron : |e| = 1,6.10–19 C Constante de Rydberg : RH = 1,097.107 m–1 Constante de Planck : h = 6,62.10–34 J.s
Vitesse de propagation de la lumière : c = 3.108 m.s–1
